Характеристика некоторых полярных веществ[2]

Молекула	LiH	NaH	KH	RbH	CsH
Межъядерное расстояние, Å	1,60	1,89	2,24	2,37	2,49
Энергия разрыва связи, кДж/моль	236	200	182	165	176

Сдвиг связывающей электронной пары к одному из ядер полярной молекулы приводит к появлению электрического диполя (электродинамика)(рис.4).

Расстояние между центрами тяжести положительно и отрицательного зарядов называют длиной диполя. Полярность молекулы, как и полярность связи, оценивают величиной дипольного момента μ, представляющего собой произведение длины диполя l на величину электронного заряда:

μ = lq

[Править]Кратные ковалентные связи

Основная статья: Теория изогнутой химической связи

Рис.5.sp²-гибридизация

Рис.6.sp-гибридизация

Кратные ковалентные связи представлены непредельными органическими соединениями, содержащими двойную и тройную химические связи. Для описания природы непредельных соединений Л.Полинг вводит понятия сигма- и π-связей, гибридизацииатомных орбиталей.

Гибридизация Полинга для двух S- и двух p- электронов позволила объяснить направленность химических связей, в частности тетраэдрическую конфигурацию метана. Для объяснения структуры этилена из четырёх равноценных Sp³- электронов атомауглерода приходится вычленять один p-электрон для образования дополнительной связи, получившей название π-связи. При этом три оставшиеся Sp²-гибридные орбитали располагаются в плоскости под углом 120° и образуют основные связи, например, плоскую молекулу этилена (рис.5).

В случае молекулы ацетилена в гибридизации принимают участие (по Полингу) всего лишь одна S- и одна p-орбитали, при этом образуются две Sp-орбитали, расположенные под углом в 180° и направленные в противоположные сороны. Две «чистые» p-орбитали атомов углерода попарно перекрываются во взаимоперпендикулярных плоскостях, образуя две π-связи линейной молекулы ацетилена (рис.6).

Взгляды Л.Полинга нашли отражение в его книге «Природа химической связи»^[5], на долгие годы ставшей настольной книгой химика. В 1954 году Л.Полинг удостоен Нобелевской премии по химии с формулировкой «За исследование природы химической связи и его применение для опеделения структуры сложных соединений».

Однако физический смысл избирательной гибридизации атомных орбиталей оставался неясным, гибридизация представляла собой алгебраические преобразования, которым не могла быть приписана физическая реальность.

Лайнус Полинг предпринял попытку улучшения описания химической связи, исключив избритаельность гибридизации орбиталей в молекулах непредельных соединений и создав теорию изогнутой химической связи. В своём докладе на симпозиуме по теоретической органической химии, посвящённой памяти Кекуле (Лондон, сентябрь 1958 года), Л.Полинг предложил новый путь описания двойной связи как комбинации двух одинаковых изогнутых химических связей, а тройной связи — трёх изогнутых химических связей^[6]. На этом симпозиуме Л.Полинг со всей категоричностью утверждал:

Могут найтись химики, полагающие что чрезвычайно важным новшеством… явилось описание σ,π- описания для двойной или тройной связи и сопряжённых систем вместо описания с помощью изогнутых связей. Я же утверждаю, что σ,π- описание менее удовлетворительно, чем описание с помощью изогнутых связей, что это нововведение является только переходящим и вскоре отомрёт.^[6]

В новой теории Полинга все связывающие электроны становились равноценными и равноудалёнными от линии, соединяющей ядра молекулы. Теория изогнутой химической связи Полинга учитывала статистическую интерпретацию волновой функции М.Борна, кулоновскую электронную корреляцию электронов. Появился физический смысл — природа химической связи полностью определяется электрическим взаимодействием ядер и электронов. Чем больше связывающих электронов, тем меньше межъядерное расстояние и прочнее химическая связь между атомами углерода.

Кратность связи	Структура связи	Межъядерное расстояние, Å	Энергия связи, кДж/моль
Одинарная (C-C)	Двухэлектронная двухцентровая	1,54	348
Двойная (C=C)	Четырёхэлектронная двухцентровая	1,34	614
Тройная (C=C)	Шестиэлектронная двухцентровая	1,20	839